Estado de oxidação

O estado de oxidação, também chamado de número de oxidação (nox), é uma abordagem para atribuir o valor da carga que um átomo em uma substância possui. O estado de oxidação contribui para a compreensão do grau de oxidação de um átomo a partir da consideração de que todas as ligações químicas existentes sejam iônicas, muito embora isso não seja necessariamente verdadeiro.[1] O termo oxidação foi usado pela primeira vez por Antoine Lavoisier para significar a reação de uma substância com o oxigênio.[2]

Em uma reação de oxirredução, o aumento do número de oxidação no produto em relação ao reagente significa que aquele átomo perdeu elétrons e foi oxidado; a diminuição do número de oxidação no produto em relação ao reagente significa que aquele átomo ganhou elétrons e foi reduzido.

Na química, o estado de oxidação é sempre relatado no nome químico de um composto. Os estados de oxidação desempenham um papel tão importante nos fundamentos da química que alguns argumentaram que deveriam ser representados como a terceira dimensão da tabela periódica. Um bom exemplo é o cromo: no estado de oxidação III é essencial ao corpo humano; no estado de oxidação IV, é extremamente tóxico.[3]

Regras para atribuição do noxEditar

Existem algumas regras práticas para a determinação do estado de oxidação:[4]

  • Para um átomo em uma substância simples, seu estado de oxidação é sempre zero. Como os átomos são os mesmos e, portanto, apresentam a mesma eletronegatividade, se ocorresse o rompimento da ligação, nenhum deles doaria ou receberia elétrons. Exemplos: H2, O2, O3, P4, S8.
  • Para um íon monoatômico, o número de oxidação é igual à sua carga. Exemplos: Na+ (nox = +1), Ca2+ (nox = +2), Cl- (nox = -1), S2- (nox = -2).
Os íons dos metais alcalinos (grupo 1A) possuem sempre carga 1+ e portanto número de oxidação igual a +1.
Exemplos: átomo de sódio no NaCl, átomo de potássio no KNO3.
Os íons dos metais alcalino-terrosos (grupo 2A) possuem sempre carga 2+ e portanto número de oxidação igual a +2.
Exemplos: átomo de cálcio no CaCO3, átomo de magnésio no MgCl2.
O alumínio (Al) possui sempre carga 3+ e portanto número de oxidação igual a +3.
Exemplo: átomo de alumínio no KAl(SO4)2.
  • Para um não-metal, os estados de oxidação são negativos na maioria dos casos.
O número de oxidação do oxigênio é usualmente -2, tanto em compostos iônicos quanto moleculares. São exceções peróxidos (O22-, os quais possuem nox igual a -1, como no caso do H2O2) e superóxidos (O2-, nox = - 1/2).
O número de oxidação do hidrogênio é usualmente +1 quando ligado a não-metais (exemplo: HCl) e -1 quando ligado em metais (exemplo: NaH).
O número de oxidação do flúor é -1 em todos os compostos. Demais halogênios possuem número de oxidação igual a -1 em quase todos os compostos binários (2 elementos). Exemplos: KBr, CaCl2 , CF4. Entretanto, quando combinados com oxigênio, apresentam estados de oxidação positivos, como no caso do NaOCl (nox = +1).
  • A soma dos números de oxidação de todos os átomos em um composto neutro é zero. A soma dos números de oxidação de todos os átomos em um íon poliatômico é igual a carga do próprio íon.
Exemplos: no cloreto de sódio (NaCl), o átomo de cloro possui número de oxidação igual a -1 e o sódio possui número de oxidação igual a +1, totalizando zero;
no íon hidrônio (H3O+), cada um dos átomos de hidrogênio possui número de oxidação igual a +1 e o átomo de oxigênio possui número de oxidação igual a -2, totalizando 1+.

Exemplo práticoEditar

Qual o estado de oxidação do átomo de fósforo na molécula de H3PO4?

Por se tratar de uma molécula neutra, a soma dos números de oxidação de cada átomo deve ser igual a zero. São 4 átomos de oxigênio, 3 de hidrogênio e 1 de fósforo. Cada átomo de oxigênio possui nox igual a -2. Cada átomo de hidrogênio possui nox igual a +1. Isso totaliza 4*(-2) + 3*(+1) = -8 + 3 = -5. Portanto, o átomo de fósforo precisa ter carga igual a 5+ para contrabalancear e fazer com que a soma seja zero, tendo nox = +5.

Ver tambémEditar

Referências

  1. IUPAC, Compêndio de Terminologia Química, 2ª ed. ("Gold Book"). Compilado por A. D. McNaught e A. Wilkinson. Blackwell Scientific Publications, Oxford (1997). Versão online: "oxidation state"  (2006–) criado por M. Nic, J. Jirat, B. Kosata; atualizações compiladas por A. Jenkins. ISBN 0-9678550-9-8.
  2. «Antoine Laurent Lavoisier (1743 – 1794)». GPET Física. Consultado em 12 de julho de 2021 
  3. EPFL (11 de julho de 2021). «Machine Learning Using Collective Knowledge to Crack the Oxidation States of Crystal Structures». SciTechDaily (em inglês). Consultado em 12 de julho de 2021 
  4. Brown, Theodore L. Chemistry, The Central Science 11 ed. [S.l.]: Prentice Hall. p. 137